Лабораторная работа №5

Гидролиз солей. Расчет рН растворов солей

Цель работы: изучение влияния различных факторов на гидролиз.

Задачи: 1) выяснить возможности использования индикаторов для определения наличия и типа гидролиза солей; 2) освоить методику рассмотрения процессов гидролиза солей всех типов.

Реактивы и оборудование: 1)HNO₃, (конц.); 2) 0,5н. растворы CH₃COONa, Bi(NO₃)₃, A1₂(SO₄)₃, Na₂CO₃; 3) индикаторы: тимоловый синий, фенолфталеин; 4) штативы с пробирками, 5) пробиркодержатель, 6) водяная баня.

Химическое обменное взаимодействие ионов растворенной соли с молекулами воды, приводящее к образованию слабодиссоциирующих продуктов (кислот, оснований, кислых анионов, основных катионов) и сопровождающееся изменением рН среды, называется гидролизом соли. Из определения следует, что гидролизу подвергаются не все соли: если взаимодействие между ионами соли и молекулами воды не происходит, то гидролиз отсутствует:

Практически идет обратная реакция - нейтрализация, с образованием слабого электролита Н₂О.

В этом состоит сходство гидролиза с другими обменными реакциями электролитов - кислот, оснований, солей. Отличия реакций солей с водой от их реакций с кислотами и щелочами связаны с электролитическими особенностями воды. Как и кислоты, вода образует при диссоциации Н⁺ - ионы и как щелочи – ОН^- - ионы. Но и те и другие присутствуют в чистой воде в очень небольшой концентрации (10^-7 моль/л). Поэтому гидролиз ионов соли происходит, во-первых, обратимо, кроме отдельных случаев, во вторых, для многозарядных ионов - ступенчато. При составлении уравнений реакций гидролиза следует помнить, что во избежание распространенной ошибки нельзя использовать более одной молекулы воды на один ион соли:

Известны три типичных случая:

1) Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуются по катиону, который связывает ОН^- - ионы воды; в растворе накапливаются ионы водорода Н⁺, и раствор приобретает кислую реакцию среды, рН<7.

Характер гидролиза: частичный, обратимый, ступенчатый.

2) Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, гидролизуются по аниону, который связывает Н⁺-ионы воды; в растворе накапливаются ОН^- ионы, создавая щелочную среду, рН>7.

Характер гидролиза: частичный, обратимый.

3) Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются по катиону и по аниону

К_дисс. (HSO₃^-) = 6,3 × 10^-8 < К_дисс (NH₄OH) = 1,8 × 10^-5

Анион SO₃^2- - гидролизуется сильнее, Н⁺ - ионов связывается больше, чем ОН^- -ионов. Среда раствора слабощелочная.

Характер гидролиза: полный, обратимый, ступенчатый.

Количественно гидролиз характеризуют степенью гидролиза (h) и константой гидролиза (К_г). Степень гидролиза - это отношение концентрации соли, подвергшейся гидролизу (С_г) к общей концентрации соли в растворе (С_м)

или

1) Для соли, гидролизующейся по аниону:

Константа равновесия, описывающая этот процесс, равна

где [HOH]» C_Н2О = const, так как на гидролиз соли расходуется незначительное количество воды;

Если умножить левую и правую части уравнения на [H₂O], то в левой части уравнения окажутся две постоянные К и [H₂О]. Произведения двух постоянных называются константой гидролиза (К_г):

Если в уравнении (6) числитель и знаменатель дроби умножить на одну и ту же величину [H⁺], то в числителе можно выделить ионное произведение воды:

К_w = [OH^-]∙[H⁺]

,

где .

Концентрация [OH^-] = h × C_м, где h – степень гидролиза, которая связана с константой гидролиза уравнением

.

Так как степень гидролиза очень мала, то .

[OH^-] = h × C_м =

)

2) Для соли, гидролизующейся по катиону:

Kt⁺ + HOH «KtOH + H⁺

Константа равновесия равна

Константа гидролиза в этом случае равна

,

Где

Концентрация H⁺ равна [H⁺] = h × C_м

,

[H⁺] = h × C_м =

Числовые значения констант диссоциации кислых анионов и основных катионов значительно меньше констант диссоциации соответствующих кислот и оснований. Поэтому гидролиз идет преимущественно по I ступени:

= » 100

Гидролиз аниона СО₃^2- по первой ступени превышает гидролиз по второй ступени примерно в 100 раз.

Соли третьего типа гидролизуются наиболее сильно. Если кислота и основание, образующие соль, не только слабые электролиты, но и малорастворимы, или неустойчивы и разлагаются с образованием летучих продуктов, то происходит полный, необратимый гидролиз:

Cr₂S₃ + 6HOH ® 2Cr(OH)₃ ¯ + 3H₂S ­

По этой причине не могут быть получены в водных растворах такие соли, как Cr₂S₃, A1₂S₃, A1₂(CO₃)₃, Fe₂(CO₃)₃, Cr₂(CO₃)₃ и др.

Пример:

Cr₂(SO₄)₃ + 3Na₂S ® Cr₂S₃ + 3Na₂SO₄

+

Cr₂S₃ + 6HOH ® 2Cr(OH)₃ ¯ + 3H₂S ­

________________________________________

Cr₂(SO₄)₃ + 3Na₂S + 6HOH ® 2Cr(OH)₃ ¯ + 3H₂S ­ + 3Na₂SO₄

2Cr³⁺ + 3SO₄^2- + 6Na⁺ + 3S^2- + 6HOH ® 2Cr(OH)₃¯ + 3H₂S ­ + 6Na⁺ + 3SO₄^2-

2Cr³⁺ + 3S^2- + 6HOH ® 2Cr(OH)₃¯ + 3H₂S ­

Совместное присутствие ионов Сг³⁺ и S^2- усиливает их гидролиз, в результате вместо сульфида хрома образуются гидроксид хрома и сероводород, что может быть легко доказано экспериментально.